aula7 inorganica

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QUÍMICA INORGÂNICA I 
Ligação Covalente II 
 
 Parte 7 
 
 
 
Prof. Priscila Silva 
 
Teoria da Ligação de Valência 
Descrição mecânico-quântica da ligação química 
1927: W. Heitler e F. London propuseram um 
tratamento mecânico-quântico para a molécula de H2 
Posteriormente, o método foi extensivamente 
desenvolvido por pesquisadores como L. 
Pauling. (“The Nature of the Chemical Bond”, 1960) 
e J. C. Slater. 
Linus Pauling (1901-1994), Prêmio Nobel de Química 
em 1954 e Prêmio Nobel da Paz em 1962. 
Orbitais atômicos 
Energia de Dissociação Comprimento 
 da Ligação 
H2 
F2 
436,4 kJ/mol 
150,6 kJ/mol 
74 pm 
142 pm 
Teoria da Ligação de Valência – as ligações são 
formadas através do compartilhamento de elétrons a 
partir da sobreposição de orbitais atômicos 
Sobreposição 
2 1s 
2 2p 
Como a teoria de Lewis explica a formação das 
ligações no H2 e F2, por exemplo? 
Compartilhamento de dois elétrons entre dois átomos 
Sobreposição: significa 
que os orbitais 1s de cada 
átomo de H compartilham 
uma mesma região no 
espaço. 
Variação da Energia Potencial de Dois Átomos de H 
Distância de separação 
E
ne
rg
ia
 P
ot
e
nc
ia
l 
Estado de maior estabilidade! 
Alterações na densidade 
eletrônica quando dois 
átomos de hidrogênio se 
aproximam. 
Orbitais 1s começam a interagir. 
Densidade eletrônica começa a 
aumentar entre os dois núcleos. 
Molécula H2 estável se forma 
quando distância entre os dois 
núcleos é de 74 pm. 
Formação de Ligações Sigma (s) 
Sobreposição de orbitais 1s e 1s 
Sobreposição de orbitais 2p e2p 
Sobreposição de orbitais 1s e 3p 
Teoria da Ligação de Valência e a Molécula de NH3 
N – 1s22s22p3 
3 H – 1s1 
Se as ligações são formadas pela sobreposição de 3 
orbitais 2p do nitrogênio e um orbital 1s de cada 
átomo de hidrogênio, qual seria a geometria do NH3? 
Se usarmos os 3 
orbitais 2p, os 
ângulos de ligação 
seriam de 90o 
O ângulo real da ligação 
H-N-H é 107,3o 
1s 2s 2p 
Hibridização: consiste na mistura de dois ou mais 
orbitais atômicos de modo a formar um novo 
conjunto de orbitais híbridos. 
 s 
 
Função de Onda 
do orbital 2s 
 2px 
 
Função de Onda 
do orbital 2px 
 2py 
 
Função de Onda 
do orbital 2py 
 2pz 
 
Função de Onda 
do orbital 2pz 
+ + + 
Tratamento Matemático 
(Mecânica Quântica) 
Teoria da Ligação de Valência 
1. Os orbitais híbridos possuem uma forma muito 
diferente da dos orbitais atômicos originais; 
2. O número de orbitais híbridos é igual ao número de 
orbitais atômicos puros usados no processo de 
hibridização; 
3. As ligações covalentes são formadas por: 
a. Sobreposição de orbitais híbridos com orbitais 
atômicos. 
b. Sobreposição de orbitais híbridos com outros 
orbitais híbridos. 
Hibridização 
Formação dos Orbitais Híbridos sp3 
hibridização 
Formação de Ligações Covalentes 
Ligação s s-sp3 
Possível prever o 
ângulo correto de 
ligação 
Orbital hibridizado sp3 do átomo de nitrogênio da amônia 
Formation of sp Hybrid Orbitals Formação de Orbitais Híbridos sp 
hibridização 
Diagrama orbital para 
elétrons de valência do Be 
2s 2p 
Promoção de elétrons 
2s 2p 
2s 2p 
Hibridização dos orbitais 
sp orbitais 2p vazios 
Formation of sp2 Hybrid Orbitals Formação de Orbitais Híbridos sp2 
hibridização 
Promoção de elétrons 
2s 2p 
Diagrama orbital para 
elétrons de valência do B 
2s 2p 
Hibridização dos orbitais 
sp2 2p 
Formation of sp2 Hybrid Orbitals Formação de Orbitais Híbridos sp2 
Promoção de elétrons 
2s 2p 
Diagrama orbital para 
elétrons de valência do B 
2s 2p 
sp2 2p 
Hibridização dos orbitais 
F 
F 
F 
Triangular planar 120
o 
# de pares isolados 
+ 
# de átomos ligados Hibridização Exemplos 
2 
3 
4 
5 
6 
sp 
sp2 
sp3 
sp3d 
sp3d2 
BeCl2 
BF3 
CH4, NH3, H2O 
PCl5 
SF6 
Como prever a hibridização do átomo central? 
Conte o número de pares de elétrons isolados E o número 
 de átomos ligados ao átomo central. 
Orbitais 
atômicos puros 
do átomo 
central 
Hibridização 
do átomo 
central 
Número 
de 
orbitais 
híbridos 
Forma dos 
orbitais 
híbridos Exemplos 
s,p 
s,p, p 
s,p, p, p 
sp 
sp2 
sp3 
2 
3 
4 
BeCl2 
BF3 
CH4, NH4+ 
linear 
trigonal planar 
tetraedro 44 
Átomo 
central 
pertence ao 
terceiro 
período  
expansão do 
octeto! 
Orbitais 
atômicos puros 
do átomo 
central 
Hibridização 
do átomo 
central 
Número 
de 
orbitais 
híbridos 
Forma dos 
orbitais 
híbridos Exemplos 
s,p, p, p, d 
s,p, p, p,d,d 
sp3d 
sp3d2 
5 
6 
PCl5 
SF6 
Bipirâmide trigonal 
Octaedro 
Dê a hibridização para o molécula de SF6 
Molécula SF6 : geometria octaédrica 
Para Pensar 
Formação de Orbitais Híbridos sp3d2 
Diagrama orbital para 
elétrons de valência do S 
3s 3p 3d 
Promoção de elétrons 
3s 3p 3d 
Hibridização dos orbitais 
3d sp3d2 
Molécula SF6 : geometria octaédrica 
Hibridização sp2 de um átomo de carbono 
Estado 
fundamental 
Promoção de 
elétrons 
 
Estado 
Hybridizado sp2 
Orbitais sp2 
Orbital 2pz está orientado perpendicularmente em relação 
ao plano dos orbitais híbridos 
1. O conceito de hibridização não se aplica a átomos 
isolados. É um modelo teórico apenas para explicar 
ligações covalentes. 
2. É um processo de combinação de pelo menos dois 
orbitais não idênticos. 
3. O processo de hibridização requer energia, mas a 
mesma é recuperada pela formação das ligações 
químicas e ainda é liberada uma energia 
sobressalente. 
 
Considerações sobre o Processo de Hibridização 
Ligação Sigma (s) – densidade eletrônica entre o eixo que une os 
dois núcleos dos átomos que se ligam. 
Ligação Pi (p) – densidade eletrônica acima e abaixo do plano dos 
núcleos dos átomos que se ligam 
Como explicar ligações duplas e triplas? 
Na molécula do C2H4 a energia necessária para romper a ligação 
sigma C-C é de 350 KJmol-1 e para a lig. Pi é de 270KJmol-1. 
Faça o diagrama de quadrículos para explicar a formação da 
ligação Pi. 
Ligação no Etileno – C2H4 
- 
+ 
Energia ligação s C-C ~ 350 kJ/mol 
Energia ligação p C-C ~ 270 kJ/mol 
Hibridização sp de um átomo de carbono 
Estado 
fundamental 
Promoção de 
elétrons 
 
Estado 
Hybridizado sp 
Orbitais sp 
Ligação no Acetileno – C2H2 
- 
+ 
Ligações Sigma (s) e Pi (p) 
Ligação Simples 1 ligação sigma 
Ligação Dupla 1 ligação sigma e 1 ligação pi 
Ligação Tripla 1 ligação sigma e 2 ligações pi 
Quantas ligações s e p há na molécula de ácido acético 
(vinagre), CH3COOH? 
C 
H 
H 
C H 
O
 
O H 
ligações s = 6 + 1 = 7 
ligações p = 1 
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR 
Descrição mecânico-quântica da ligação química 
Ligações são formadas através da interação de orbitais 
atômicos gerando orbitais moleculares. 
TLV: elétrons ocupam 
orbitais atômicos de 
átomos individuais de 
uma molécula. 
TOM: elétrons devem 
estar em um orbital que 
é característico da 
molécula como um todo. 
Níveis de Energia dos Orbitais Moleculares Ligantes e 
Antiligantes no Hidrogênio (H2) 
Um orbital molecular ligante tem menor energia e maior estabilidade 
 que os orbitais atômicos dos quais foi formado. 
Um orbital molecular antiligante tem maior energia e menor 
estabilidade que os orbitais atômicos dos quais foi formado. 
Interação 
Construtiva 
Interação 
Destrutiva 
Orbital Molecular 
Sigma Antiligante 
Orbital Molecular 
Sigma Ligante 
Interferência Construtiva e 
Destrutiva de duas 
ondas de mesmo 
comprimento de onda e 
amplitude 
 
 
 s 
 
Função de Onda 
do orbital 1s de HA 
 s 
 
 Função de Onda 
 do orbital 1s de HB 
 + 
Tratamento matemático 
(Mecânica Quântica) 
Molécula HA - HB 
Átomo Átomo 
E
N
E
R
G
I
A
 
Distribuiçãoeletrônica da molécula: (s1s)2 (s*1s)2 (s2s)2 
Molécula 
Ligação s*: menor 
densidade eletrônica 
entre os núcleos dos 
átomos 
Ligação s: maior 
densidade eletrônica 
entre os núcleos dos 
átomos 
Ligação p*: menor 
densidade eletrônica 
acima e abaixo de eixo 
que une os núcleos dos 
átomos 
Ligação p: maior 
densidade eletrônica 
acima e abaixo do eixo 
que une os núcleos dos 
átomos 
Possíveis interações entre orbitais p e os 
Orbitais Moleculares correspondentes 
Diagrama do Orbital molecular para a molécula de O2 
Apenas níveis 
de energia 
Diagrama do Orbital molecular para a molécula de O2 
Superposição 
dos orbitais 2s 
Diagrama do Orbital molecular para a molécula de O2 
Superposição 
dos orbitais pxy 
Diagrama do Orbital molecular para a molécula de O2 
Superposição 
dos orbitais pxz 
Diagrama do Orbital molecular para a molécula de O2 
Superposição 
dos orbitais pyz 
Diagrama do Orbital molecular para a molécula de O2 
Diagrama 
completo 
Moléculas Diatômicas Homonucleares do segundo período 
Li2, Be2, B2, C2 e N2 
Molécula 
Átomo Átomo 
E
N
E
R
G
I
A
 
 
1. O número de orbitais moleculares (OMs) formados é 
sempre igual ao número de orbitais atômicos 
combinados; 
2. Quanto mais estável o OM ligante, menos estável o OM 
antiligante correspondente; 
3. O preenchimento dos OMs ocorre do de menor energia 
para o de maior energia; 
4. Cada OM pode acomodar até dois elétrons (Princípio de 
Pauli); 
5. Use a regra de Hund quando adicionar elétrons a OMs 
de mesma energia; 
6. O número de elétrons nos OMs é igual a soma de todos 
os elétrons nos átomos ligantes. 
Configurações do Orbital Molecular 
Ordem de ligação 
 
Número de 
elétrons em 
OMs 
ligantes 
Número de 
elétrons em 
OMs 
antiligantes 
( - ) Ordem de Ligação = 1 2 
Só pode ser usada para elétrons da camada de valência. 
Ordem de 
ligação ½ 1 0 ½ 
Dê a ordem de ligação para as seguintes moléculas: 
H2+, H2, He2+ e He 
 
Propriedades das Moléculas Diatômicas Homonucleares 
do segundo período 
Ordem de ligação 
Comp. ligação 
(pm) 
Energia ligação 
(kJ/mol) 
Propriedade 
magnética 
Diamagn Paramagn Diamag Diamag Paramag Diamag 
O 
O 
Segundo a Teoria da 
Ligação de Valência, não há 
elétrons desemparelhados 
na molécula de oxigênio 
Experimentos mostram que O2 é paramagnético